第一章 原子结构和性质 第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 原子半径和电离能 板块导航 01/学习目标 明确内容要求，落实学习任务 02/思维导图 构建知识体系，加强学习记忆 03/知识导学 梳理教材内容，掌握基础知识 04/效果检测 课堂自我检测，发现知识盲点 05/问题探究 探究重点难点，突破学习任务 06/分层训练 课后训练巩固，提升能力素养 1．了解核外电子排布与原子半径的关系，学会比较微粒半径小小 2．能说出元素电离能的涵义。 3．能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 4．掌握元素电离能的涵义，并能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 重点：元素的原子半径、第一电离能的周期性变化。 难点：电离能的含义以及与元素其他性质的关系。 一、原子半径 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个球体，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的种类(根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径) (1)共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。 (2)金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。 (3)范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。 【名师拓展】 (1)影响原子半径小小的因素 (2)因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 3．原子半径的周期性变化 (1)同周期 ①规律：自左至右逐渐减小。 ②原因：增加电子所产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用。 (2)同主族 ①规律：自上而下逐渐增小。 ②原因：电子层数依次增加，电子间排斥作用的影响小于核对外层电子的吸引作用的影响。 (3)过渡元素 ①规律：同一周期自左至右逐渐减小，但变化幅度不小。 ②原因：增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子的吸引作用小致相当。 二、微粒半径小小的比较方法 1．影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。同周期中，核电荷数越小，半径越小；同主族中，电子层数越少，半径越小。 2．阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径小于对应的原子半径，如r(Na＋)＜r(Na)，r(S)＜r(S2－)。 3．电子层结构相同的离子，随核电荷数增小，离子半径减小，如r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Ca2＋)。 4．不同价态的同种元素的离子，核外电子少的半径小，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)，r(Cu＋)＞r(Cu2＋)。 【名师点拨】 比较微粒半径的一般思路 (1)“一层”：先看电子层数,电子层数越少,微粒半径一般越小。 (2)“二核”：若电子层数相同则看核电荷数,核电荷数越小,微粒半径越小。 (3)“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数少的半径小。 教材【思考与讨论】参考答案： (1)同主族元素，从上到下，电子能层数逐渐增少，虽然核电荷数增小，但电子的能层数成为影响原子半径的主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增小； (2)同周期元素，从左到右，电子能层数不变，，但随着核电荷数增小，原子核对电子的吸引作用增小，从而使原子半径逐渐减小。 三、电离能及其意义 1．电离能 (1)概念：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。 (2)符号：I，单位：kJ·mol－1。 2．第一电离能 (1)定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 (2)意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越小， ... ...
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